Chemiepraktikum für Mediziner Teil 2

2. Praktikumstag

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Säuren und Basen

Gegenstandskatalog (4. Aufl. 2001): 3.3 (Säure/Base-Reaktionen)
Lehrbuch: Kapitel 6

Aufgaben: 2-1 bis 2-11

Fragenkatalog 2 (2. Praktikumstag)

1. Erklären Sie die Begriffe Brönsted-Säure, Brönsted-Base und korrespondierendes Säure-Base-Paar am Beispiel:

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

2. a) Wie sind pH und pOH definiert?
b) Erläutern Sie den Begriff "Ionenprodukt des Wassers".
c) Welcher Zusammenhang besteht zwischen pH und pOH?
d) Zeigen Sie, wie man c(H⁺), c(OH^-), pH und pOH von HCl bzw. NaOH der folgenden Konzentrationen berechnet: c = 1 mol/l, c = 0,1 mol/l, c = 10^-3 mol/l.

3. a) Nach welchen Rechenregeln läßt sich die Gleichung zur Berechnung der c(H⁺) einwertiger schwacher Säuren in eine Formel zur Berechnung des pH-Wertes umformen?

                   _______________
	c(H⁺) =  \/ K_S · c₀(Säure)

b) Essigsäure hat einen pK_S = 4,8. Berechnen Sie den pH-Wert von Essigsäure für die folgenden Konzentrationswerte: c = 1 mol/l, c = 0,1 mol/l, c = 10^-2 mol/l.
c) Das Ammonium-Ion (NH₄⁺) hat einen pK_S = 9,2. Berechnen Sie den pH-Wert einer Ammoniumchlorid-Lösung (NH₄Cl) der Konzentration c = 10^-2 mol/l.

4. Warum erwarten Sie für wäßrige Lösungen von Natriumchlorid (NaCl) und Natriumacetat (CH₃COONa) unterschiedliche pH-Werte?

5. a) Was verstehen Sie unter einer gepufferten Lösung?
b) Wie funktioniert ein Puffer? (z. B. Essigsäure/Acetat, H₂PO₄^-/HPO₄^2-)

6. Leiten Sie die Puffergleichung aus dem MWG für die folgende Dissoziationsgleichung ab:

HA H⁺ + A^-

Zeigen Sie anhand der Puffergleichung, daß sich der pK_S-Wert durch pH-Messung am Halbneutralisationspunkt bestimmen läßt.

Colloquiumsfragen

1. Was sind stabile bzw. instabile Isotope?

2. Erklären Sie den Atombau des Sauerstoffs.

3. Erklären Sie anhand des Orbitalmodells, warum das Wassermolekül gewinkelt sein muß.
Warum hat das Wasser einen vergleichsweise hohen Siedepunkt?
Welche Vorgänge spielen sich beim Lösen von Salzen in Wasser ab?

4. Wie verändern sich folgende Eigenschaften der Elemente bzw. deren Verbindungen innerhalb einer Gruppe und einer Periode?
a) Elektronegativität
b) Polarität der Atombindungen
c) Acidität der Element-Wasserstoff-Verbindungen (4. bis 7. Hauptgruppe)
d) Basizität und Acidität der Verbindungen aus den Oxiden der Elemente mit Wasser

5. a) 30 ml H₂SO₄ (c = 0,1 mol/l) werden zu 50 ml NaOH (c = 0,1 mol/l) gegeben.
Wie reagiert die Lösung?
b) 3,0 ml H₂SO₄ (c = 0,5 mol/l) werden zu 50 ml NaOH (c = 0,1 mol/l) gegeben.
Wie reagiert die Lösung?
c) Wieviel mg Wasser werden jeweils gebildet?

6. Welche Arten von Spektren kennen Sie und welche Vorgänge liegen ihnen zugrunde? Nennen Sie Anwendungsbeispiele.

7. Was ist Photometrie?
Welche Gesetzmäßigkeit liegt dieser Methode zugrunde?
Wie kann man diese Methode zu quantitativen Bestimmungen benutzen?
Warum läßt sich das Lambert-Beersche Gesetz auf die Verbindung Fe(SCN)₃ nicht anwenden (vgl. Aufgabe 1-5)?

Aufgaben (2. Praktikumstag)

Aufgabe 2-1 Protolysevorgänge im System Ammoniak / Wasser

Begriffe/Sachverhalte: Dissoziation/Protolyse von Säuren, Oxonium-Ion/Hydroxonium-Ion, Base/Lauge

Eine Spatelspitze Ammoniumchlorid (NH₄Cl) und einige Kaliumhydroxid-Plätzchen (KOH) werden in einem Becherglas mit einigen Tropfen Wasser angefeuchtet. Das Becherglas wird mit einem Uhrglas bedeckt, an dessen Unterseite ein Streifen feuchtes Indikatorpapier haftet (die Feuchtigkeit des Streifens sorgt für hinreichende Adhäsion). Nach einiger Zeit ändert sich die Farbe des Indikatorpapiers. Nach Entfernen des Uhrglases kann der charakteristische Geruch von Ammoniak (NH₃) wahrgenommen werden.

Farbumschlag des Indikatorpapiers und dessen Erklärung:

Gleichungen:

Reaktion am Boden des Gefäßes:

Reaktion an der Uhrglas-Unterseite:

Aufgabe 2-2 Verdünnungsreihe

Gruppenversuch für 4 Praktikanten

Begriffe/Sachverhalte: Verdünnung von Lösungen/Konzentrationsänderungen

Die folgenden 4 Lösungen sind herzustellen (Meßkolben):
1) Salzsäure (c = 0,001 mol/l)
2) Natronlauge (c = 0,001 mol/l)
3) Essigsäure (c = 0,1 mol/l)
4) Essigsäure (c = 0,01 mol/l)

Jeweils eine der 4 Lösungen soll von 2 Praktikanten hergestellt werden. (Die Lösungen werden für die Aufgaben 2-3, 2-4 und 2-7 benötigt.)

zu 1) Salzsäure (c = 10^-3 mol/l) aus Salzsäure (c = 10^-1 mol/l)
Lassen Sie aus einer Bürette 1 ml Salzsäure (HCl) (c = 10^-1 mol/l) in einen Meßkolben fließen und füllen Sie mit dest. Wasser bis zur 100 ml-Marke auf.

zu 2) Natronlauge (c = 10^-3 mol/l) aus Natronlauge (c = 10^-1 mol/l)
Stellen Sie Natronlauge (c = 10^-3 mol/l) aus Natronlauge (c = 10^-1 mol/l) analog her.

zu 3) Essigsäure (c = 10^-1 mol/l) aus Essigsäure (c = 1 mol/l)
10 ml Essigsäure (c = 1 mol/l) werden auf 100 ml verdünnt (Meßkolben, Pipette).
(Diese Lösung muß zweimal hergestellt werden)

zu 4) Essigsäure (c = 10^-2 mol/l) aus Essigsäure (c = 10^-1 mol/l)
10 ml der hergestellten Essigsäure (c = 10^-1 mol/l) werden auf 100 ml verdünnt.

Aufgabe 2-3 pH-Werte von starken Elektrolyten

Begriffe/Sachverhalte: starke Elektrolyte, pH-Werte, pH-Meter

Füllen Sie jeweils 5 ml der in der Tabelle genannten Lösungen in ein Reagenzglas und messen Sie den pH-Wert (pH-Meter).

pH-Wert

a) dest. H₂O
b) HCl (c = 0,1 mol/l)
c) HCl (c = 0,001 mol/l)
d) NaOH (c = 0,001 mol/l) gemessen berechnet

Aufgabe 2-4 pH-Wert/Verdünnung einer schwachen Säure

Begriffe/Sachverhalte: schwache Elektrolyte, pH, pH-Änderung bei Verdünnung

Messen und berechnen Sie die pH-Werte folgender Essigsäure-Lösungen (CH₃COOH) (Reagenzglas, pH-Meter):

pH-Wert

a) CH₃COOH (c = 1 mol/l)
b) CH₃COOH (c = 0,1 mol/l)
c) CH₃COOH (c = 0,01 mol/l) gemessen berechnet

Aufgabe 2-5 Hydrolyse

Begriffe/Sachverhalte: Kationsäuren, Anionbasen, Hydrolyse, Verdünnung/Dissoziationsgrad/pH-Änderung

Messen Sie die pH-Werte folgender Lösungen (pH-Meter):

pH-Wert

a) H₂O
b) H₂O + NaCl (Natriumchlorid/Kochsalz)
c) H₂O + KNO₃ (Kaliumnitrat)
d) H₂O + CH₃COONa (Natriumacetat)
e) H₂O + Na₂CO₃ (Natriumcarbonat)
f) H₂O + NaHCO₃ (Natriumhydrogencarbonat)
g) H₂O + Na₂HPO₄ (di-Natriumhydrogenphosphat)
h) H₂O + NH₄Cl (Ammoniumchlorid)

Erklärungen (mit Gleichungen):

Aufgabe 2-6 Bestimmung der Dissoziationskonstanten der Essigsäure

Begriffe/Sachverhalte: Dissoziationskonstante, Aciditätskonstante/Basenkonstante, pK_S, pK_B

Geben Sie 20 ml einer vom Assistenten ausgegebenen Essigsäure mittels Vollpipette in einen Titrierkolben (Erlenmeyerkolben) und titrieren Sie nach Zusatz von ca. 3 Tropfen Phenolphthaleinlösung (Indikator) mit Natronlauge (c = 0,1 mol/l) bis zur (ersten bleibenden) Rotfärbung (Äquivalenzpunkt). Versetzen Sie dann eine zweite Probe von 20 ml der Essigsäure mit Natronlauge der Konzentration 0,1 mol/l und zwar mit der Hälfte des Volumens, das bis zur Erreichung des Äquivalenzpunktes der ersten Essigsäureprobe benötigt wurde (Halbneutralisation); mischen Sie dann gut durch. Aus dem pH-Wert dieser Lösung (pH-Meter) sind der K_S-Wert und der pK_S-Wert zu berechnen. Vergleichen Sie die Ergebnisse mit dem angegebenen Literaturwert (pK_S (Essigsäure) = 4,75).

Bei der Titration verbrauchte NaOH (c = 0,1 mol/l): ml

Hälfte der verbrauchten Menge an NaOH: ml

pH-Wert (gemessen):

pK_S-Wert:

K_S-Wert:

Aufgabe 2-7 Titrationskurve der Essigsäure

Gruppenversuch für 4 Praktikanten

Begriffe/Sachverhalte: Titrationskurve, Neutralpunkt, Halbneutralisationspunkt, Äquivalenzpunkt, pK_S

Pipettieren Sie 2 x 20 ml Essigsäure (c = 0,1 mol/l) mit einer Vollpipette in ein 250 ml-Becherglas und setzen Sie aus einer Bürette schrittweise die in untenstehender Tabelle angegebenen Mengen Natronlauge (c = 0,1 mol/l) zu. Nach jeder Zugabe wird umgeschwenkt und der pH-Wert mit einem pH-Meter bestimmt.

ml NaOH-Zugabe
(Gesamtmenge) Neutralisationsgrad (%) pH-Wert

0
4
8 0 %

12
16
20

24
28
32

36
39,6
40,0

100 %

40,4
44
48

Tragen Sie in einem Diagramm (Millimeterpapier) den pH-Wert (y-Achse) gegen den Neutralisationsgrad (x-Achse) auf, und kennzeichnen Sie den Neutralpunkt, den Halbneutralisationspunkt und den Äquivalenzpunkt. Ermitteln Sie den pK_S-Wert der Essigsäure.

Aufgabe 2-8 Pufferwirkung

Begriffe/Sachverhalte: Acetatpuffer, Puffergleichung, Pufferbereich

Füllen Sie zwei Reagenzgläser mit je 10 ml Leitungswasser. Stellen Sie eine Pufferlösung her, indem Sie 10 ml Essigsäure (c = 1 mol/l) und 10 ml Natriumacetatlösung (c = 1 mol/l) in einem Becherglas mischen. Verteilen Sie die Pufferlösung auf 2 kurze Reagenzgläser und bestimmen Sie die pH-Werte aller vier Lösungen.
Versetzen Sie nun eine der Wasserproben und eine der Pufferlösungen mit je 1 Tropfen Salzsäure
(c = 1 mol/l) und messen Sie erneut die pH-Werte. Prüfen Sie in der Pufferlösung, ob weitere tropfenweise Zugabe von Salzsäure den pH-Wert ändert.

Wiederholen Sie den Versuch mit den anderen beiden Reagenzgläsern durch Zugabe von 1 Tropfen Natronlauge (c = 1 mol/l) zum reinen Wasser bzw. zur Pufferlösung.

pH-Werte pH-Werte nach Zugabe von je einem Tropfen

ohne Säure- oder Basezusatz HCl (c = 1 mol/l) NaOH (c = 1 mol/l)

H₂O

Puffer

Erklärung (mit Gleichungen):

Aufgabe 2-9 Aufnahme einer Pufferungskurve

Gruppenversuch für 4 Praktikanten

Begriffe/Sachverhalte: Phosphatpuffer/Pufferungskurve, pH/pK_S

Es werden acht Mischungen aus Kaliumdihydrogenphosphat (KH₂PO₄) und di-Natriumhydrogenphosphat (Na₂HPO₄) hergestellt, indem jeweils die unten angegebenen Mengen KH₂PO₄- bzw. Na₂HPO₄-Lösung (Konzentration jeweils 0,1 mol/l) aus 2 Büretten in kurze Reagenzgläser abgefüllt werden. Die pH-Werte werden mit einem pH-Meter bestimmt. Die Herstellung der Lösungen und Messung der pH-Werte wird alternierend von 2 Zweiergruppen durchgeführt, so daß jede Zweiergruppe 4 Lösungen herstellt und untersucht.

2er-Gruppe
Nummer KH₂PO₄
(c = 0,1 mol/l) Na₂HPO₄
(c = 0,1 mol/l) HPO₄^2-
(in %) pH-Wert
(gemessen)

1
2
1
2

1
2
1
2
0 ml
1 ml
2 ml
4 ml

6 ml
8 ml
9 ml
10 ml
10 ml
9 ml
8 ml
6 ml

4 ml
2 ml
1 ml
0 ml
100
90
80
60

40
20
10
0

In einer graphischen Darstellung (Millimeterpapier) wird der pH-Wert gegen HPO₄^2- (in %) aufgetragen (Pufferungskurve, Pufferdiagramm).
Aus der Zeichnung ist der pK_S-Wert zu bestimmen.

pK_S =

Demonstrationsversuch des Assistenten

Aufgabe 2-10 Reaktionen von CO₂ in wäßriger Lösung

Nachweis von CO₂ in der Atemluft

Begriffe/Sachverhalte: Kohlensäureanhydrid/Reaktion mit Wasser, Protolyse der Kohlensäure, Carbonat-Nachweis

Teil a
Der Assistent bläst durch einen Strohhalm Atemluft in ein zur Hälfte mit Barytwasser (wäßrige Lösung von Ba(OH)₂, 5%) gefülltes Reagenzglas. Es entsteht ein weißer Niederschlag.

Ionengleichung 1: CO₂ + 2 OH^- + H₂O (Ergänzen Sie)

Ionengleichung 2: Ba²⁺ (Ergänzen Sie)

Teil b
Der Assistent kocht 5 ml dest. Wasser kurz auf, um gelöstes CO₂ zu entfernen. Das Wasser wird gekühlt, indem das Reagenzglas in den Strahl der Wasserleitung gehalten wird, mit 2 Tropfen Phenolphthaleinlösung und einem Tropfen NaOH (c = 0,1 mol/l) versetzt, so daß die Lösung schwach rosa gefärbt ist. Der Assistent bläst nun mittels Strohhalm Atemluft ein. Die Lösung wird entfärbt.
Begründung:

Teil c
Carbonat-Nachweis:

In einem Reagenzglas werden 5 ml Sodalösung (Na₂CO₃, 10%) mit Salzsäure (HCl, c = 1 mol/l) angesäuert. Eine heftige Gasentwicklung ist zu beobachten. In den Gasraum des Reagenzglases wird ein Glasstab gehalten, der zuvor in Barytwasser getaucht wurde. (Der Glasstab darf die Reagenzglaswand nicht berühren!) Das aus der Lösung entweichende Kohlendioxid trübt den am Glasstab hängenden Barytwassertropfen unter Bildung von BaCO₃.

Ionengleichung 1 (Gasentwicklung):

Ionengleichung 2 und 3:
(Bildung von BaCO₃)

Aufgabe 2-11 Das Gleichgewicht zwischen Carbonat und Hydrogencarbonat

Begriffe/Sachverhalte: Protolysegleichgewichte Carbonat/Hydrogencarbonat, Reaktion von Carbonat mit CO₂ und Wasser

Calciumcarbonat (CaCO₃) ist schwer löslich, Calciumhydrogencarbonat (Ca(HCO₃)₂) ist etwas leichter löslich.

Teil a
In 2 ml einer gesättigten Calciumhydroxid (Ca(OH)₂)-Lösung (c = 0,17 %) wird durch einen Strohhalm Atemluft eingeblasen. Es entsteht zunächst eine Fällung von CaCO₃ (weiß).

CO₂ + 2 OH^- (Ergänzen Sie)

Ca²⁺ + (Ergänzen Sie)

Teil b
Nach weiterem Einblasen löst sich der Niederschlag langsam wieder auf, da das besser lösliche Calciumhydrogencarbonat gebildet wird.

Ionengleichung:

Teil c
Die Lösung wird erhitzt. Nach einiger Zeit tritt eine Trübung durch ausfallendes CaCO₃ auf.

Ionengleichung:

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	pH-Wert
a) dest. H₂O b) HCl (c = 0,1 mol/l) c) HCl (c = 0,001 mol/l) d) NaOH (c = 0,001 mol/l)	gemessen	berechnet

	pH-Wert
a) CH₃COOH (c = 1 mol/l) b) CH₃COOH (c = 0,1 mol/l) c) CH₃COOH (c = 0,01 mol/l)	gemessen	berechnet

	pH-Wert
a) H₂O b) H₂O + NaCl (Natriumchlorid/Kochsalz) c) H₂O + KNO₃ (Kaliumnitrat) d) H₂O + CH₃COONa (Natriumacetat) e) H₂O + Na₂CO₃ (Natriumcarbonat) f) H₂O + NaHCO₃ (Natriumhydrogencarbonat) g) H₂O + Na₂HPO₄ (di-Natriumhydrogenphosphat) h) H₂O + NH₄Cl (Ammoniumchlorid)

ml NaOH-Zugabe (Gesamtmenge)	Neutralisationsgrad (%)	pH-Wert
0 4 8	0 %
12 16 20
24 28 32
36 39,6 40,0	100 %
40,4 44 48

pH-Werte	pH-Werte nach Zugabe von je einem Tropfen
ohne Säure- oder Basezusatz	HCl (c = 1 mol/l)	NaOH (c = 1 mol/l)
H₂O Puffer

2er-Gruppe Nummer	KH₂PO₄ (c = 0,1 mol/l)	Na₂HPO₄ (c = 0,1 mol/l)	HPO₄^2- (in %)	pH-Wert (gemessen)
1 2 1 2 1 2 1 2	0 ml 1 ml 2 ml 4 ml 6 ml 8 ml 9 ml 10 ml	10 ml 9 ml 8 ml 6 ml 4 ml 2 ml 1 ml 0 ml	100 90 80 60 40 20 10 0